1樓：彭昌進
知道該物質溶液的酸鹼性，就知道誰大啦，舉個列吧，碳酸氫鈉，溶液成鹼性，這是因為hco3（-）→h（+）+co3（2-），這是電離（h 來自物質本身），又hco3（-）+h2o→oh（-）+h2co3（oh 來自水），即水解大於電離，這樣才使溶液中氫氧根多於氫離子。這當然需要你平時知道基本物質的酸鹼性，就是常見的弱酸弱鹼及相應的鹽，多做幾次就會啦。
兩個關於鹽類水解比較離子濃度大小的問題
2樓：匿名使用者
這種題有一個答題方法：
第一步：找溶質。
拿第一題舉例，nh4cl和nh3·h2o(1:1)混合，得到溶液的溶質是nh4cl和nh3·h2o（1：1）
第二部：寫平衡。
這裡是只溶液中的全部平衡（電離、水解、水的電離）
一共三個：nh4++h2o=nh3·h2o+h+
nh3·h2o=nh4++oh-
h2o=oh-+h+
第三部：比大小。
由於氨水顯鹼性，故電離大於水解。
所以根據平衡可得出nh3·h2o=nh4++oh-要更劇烈。
即nh4+濃度更高。
排順序時注意母體大於子體。拿這道題來講，母體是銨根、氫氧根和氯離子，子體就是氫離子。
所以氫氧根一定大於氫離子。
最易錯的就是氯離子和氫氧根的比較。氯離子為定值，設為1.則氫氧根的**有兩部分，一是電離的來的，佔大部分，二是水電離來的，很少很少。
而電離所得畢竟不可能超過1，所以氯離子要大於氫氧根離子。
順序可得出。
這種題要多練、多接觸。其實掌握了規律之後並不難。
再者，比較離子濃度時可用電荷守恆來輔助比較。即若有四種離子，則排在兩頭的一定是同種電性的，中間的是同種電性的，只有這樣，電荷才能守恆。
3樓：匿名使用者
在大多數情況下,電離程度都會大於水解程度.
因為水解是 水+鹽=酸+鹼 是中和反應的逆反應,中和反應的程度極大,則水解的反應一般是極小的.
所以第一題中1:1混合, nh4cl完全電離,氨水電離出nh4+,而此時電離＞水解.故氨水電離的氨根比因水解少去的氨根.. 所以nh4+＞cl-
又因為氨水電離了oh-＞水解少去的oh- 所以oh-＞h+
第二題同理,電離＞水解 則強電解質naac這邊ac-要多過na+``
然後水解少去的h+ ＜電離出來的h+ 則h+ ＞oh-
所以答案分別是
1.nh4+ ＞cl- ＞oh- ＞h+
2.ac- ＞na+ ＞h+ ＞oh-
特殊的情況: 水解＞電離 的情況出現於酸式酸根中
比如hs- hco3- hpo4-等等 因為二次電離遠遠小於一次電離,所以水解成弱電解質的反應要遠遠大於電離成酸根或陰離子的反應.
當然,在混合溶液判斷離子濃度大小通常用電離＞水解來判斷. 而具體情況需要具體分析啦``
關於鹽類水解的問題 如何判斷離子濃度大小和ph值大小？ 15
4樓：房老師
hso3-+h2o==h2so3+oh-分明是水解出了氫氧根，為嘛他居然顯酸性？
【】是因為hso3-，還可以離解出 h+, 變成碳酸根離子。
相同物質的量濃度的下列溶液 nacl khso4 nah2po4 na2hpo4 ch3cooh ，ph有大到小順序是怎麼判斷的？
【】ph有大到小順序： na2hpo4 》 nah2po4》 khso4》 nacl 》 ch3cooh
na2co3中各離子濃度大小順序又怎麼判斷？
【】大小順序：na+ 》co3 2- > hco3- > h2co3 > h+
鹽類水解三大守恆
5樓：匿名使用者
鹽類水解三大守恆：
1、電荷守恆：電解質溶液中的陰離子的負電荷總數等於陽離子的正電荷總數，電荷守恆的重要應用是依據電荷守恆列出等式，比較或計算離子的物質的量或物質的量濃度。
2、物料守恆：就電解質溶液而言，物料守恆是指電解質發生變化（反應或電離）前某元素的原子（或離子）的物質的量等於電解質變化後溶液中所有含該元素的原子（或離子）的物質的量之和。 實質上，物料守恆屬於原子個數守恆和質量守恆。
3、質子守恆：無論溶液中結合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數始終為定值，也就是說結合的氫離子的量和失去氫離子的量相等。
6樓：匿名使用者
，1、電荷守恆式中各離子濃度的係數是所帶電荷數；2、物料守恆式中各離子濃度的係數是物料元素的數目；3、質子守恆式各離子的濃度的係數是對應微粒得或失h+的數目。
鹽類水解時比較離子濃度大小的方法
7樓：
水解規律
簡述為：有弱才水解，無弱不水解
越弱越水解，弱弱都水解
誰強顯誰性，等強顯中性
具體為：
⑴．正鹽溶液
①強酸弱鹼鹽呈酸性
②強鹼弱酸鹽呈鹼性
③強酸強鹼鹽呈中性
④弱酸鹼鹽不一定
⑵．酸式鹽
①若只有電離而無水解，則呈酸性（如nahso4）
②若既有電離又有水解，取決於兩者相對大小
電離程度＞水解程度，呈酸性
電離程度＜水解程度，呈鹼性
常見酸式鹽溶液的酸鹼性
鹼性：nahco3、nahs、na2hpo4、nahs.
酸性：nahso3、nah2po4、nahso4
10.影響水解的因素
內因：鹽的本性.
外因：濃度、溫度、溶液鹼性的變化
（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.
（2）濃度不變，溼度越高，水解程度 越大.
（3）改變溶液的ph值，可抑制或促進水解。
比較鹽溶液中離子濃度間的大小關係.
小結：溶液中的幾個守恆關係
電荷守恆：電解質溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數代數和為零。
物料守恆（原子守恆）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數目不變。
a 一種鹽溶液中各種離子濃度相對大小
①當鹽中陰、陽離子等價時
[不水解離子] ＞[水解的離子] ＞[水解後呈某性的離子（如h+或oh—）] ＞[顯性對應離子如oh—或h+]
例項：ch3coona.
[na+]＞[ch3coo—] ＞[oh—] ＞[h+]
②當鹽中陰、陽離子不等價時。
要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是「幾價分幾步，為主第一步」，例項na2s水解分二步
s2—+h2o hs—+oh—（主要）
hs—+h2o h2s+oh—（次要）
各種離子濃度大小順序為：
[na+]＞[s2—] ＞[oh—] ＞[hs—] ＞[h+]
b 兩種電解質溶液混合後各種離子濃度的相對大小.
①若酸與鹼恰好完全以應，則相當於一種鹽溶液.
②若酸與鹼反應後尚有弱酸或弱鹼剩餘，則一般弱電解質的電離程度＞鹽的水解程度.
⑷．溶液中各種微粒濃度之間的關係
以na2s水溶液為例來研究
①寫出溶液中的各種微粒
陽離子：na+、h+
陰離子：s2—、hs—、oh—
②利用守恆原理列出相關方程.
10電荷守恆：
[na+]+[h+]=2[s2—]+[hs—]+[oh—]
20物料守恆：
na2s=2na++s2—
若s2—已發生部分水解，s原子以三種微粒存在於溶液中。[s2—]、[hs—]，根據s原子守恆及na+的關係可得.
[na+]=2[s2—]+2[hs—]+2[h2s]
8樓：愛晚風林亭
電解質溶液中離子濃度大小比較問題,是高考的「熱點」之一.高考化學試卷年年涉及這種題型.這種題型考查的知識點多,靈活性、綜合性較強,有較好的區分度,它能有效地測試出學生對強弱電解質、電離平衡、電離度、水的電離、ph值、離子反應、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運用能力.
處理此類試題時要關注以下幾個方面.
一、電離平衡理論和水解平衡理論
1.電離理論：
⑴弱電解質的電離是微弱的,電離消耗的電解質及產生的微粒都是少量的,同時注意考慮水的電離的存在；例如nh3·h2o溶液中微粒濃度大小關係.
【分析】由於在nh3·h2o溶液中存在下列電離平衡：nh3·h2onh4++oh-,h2oh++oh-,所以溶液中微粒濃度關係為：c(nh3·h2o)＞c(oh-)＞c(nh4+)＞c(h+).
⑵多元弱酸的電離是分步的,主要以第一步電離為主；例如h2s溶液中微粒濃度大小關係.
【分析】由於h2s溶液中存在下列平衡：h2shs-+h+,hs-s2-+h+,h2oh++oh-,所以溶液中微粒濃度關係為：c(h2s )＞c(h+)＞c(hs-)＞c(oh-).
2.水解理論：
⑴弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子因水解而損耗；如nahco3溶液中有：c(na+)＞c(hco3-).
⑵弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子的水解是微量的（雙水解除外）,因此水解生成的弱電解質及產生h+的（或oh-）也是微量,但由於水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在,所以水解後的酸性溶液中c(h+)（或鹼性溶液中的c(oh-)）總是大於水解產生的弱電解質的濃度；例如（nh4）2so4溶液中微粒濃度關係.
【分析】因溶液中存在下列關係：（nh4）2so4=2nh4++so42-+2h2o2oh-+2h+,
2nh3·h2o,由於水電離產生的c(h+)水=c(oh-)水,而水電離產生的一部分oh-與nh4+結合產生nh3·h2o,另一部分oh-仍存在於溶液中,所以溶液中微粒濃度關係為：c(nh4+)＞c(so42-)＞c(h+)＞c(nh3·h2o)＞c(oh-).
⑶一般來說「誰弱誰水解,誰強顯誰性」,如水解呈酸性的溶液中c(h+)＞c(oh-),水解呈鹼性的溶液中c(oh-)＞c(h+)；
⑷多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的,主要以第一步水解為主.例如na2co3溶液中微粒濃度關係.
【分析】因碳酸鈉溶液水解平衡為：co32-+h2ohco3-+oh-,h2o+hco3-h2co3+oh-,所以溶液中部分微粒濃度的關係為：c(co32-)＞c(hco3-).
二、電荷守恆和物料守恆
1．電荷守恆：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等.如nahco3溶液中：
n(na+)＋n(h+)＝n(hco3-)＋2n(co32-)＋n(oh-)推出：c(na+)＋c(h+)＝c(hco3-)＋2c(co32-)＋c(oh-)
2．物料守恆：電解質溶液中由於電離或水解因素,離子會發生變化變成其它離子或分子等,但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的.如nahco3溶液中n(na+)：
n(c)＝1：1,推出：c(na+)＝c(hco3-)＋c(co32-)＋c(h2co3)
【注意】書寫電荷守恆式必須①準確的判斷溶液中離子的種類；②弄清離子濃度和電荷濃度的關係.
3．匯出式——質子守恆：如碳酸鈉溶液中由電荷守恆和物料守恆將na+離子消掉可得：c(oh-)=c(h+)+c(hco3-)+2c(h2co3).
此關係式也可以按下列方法進行分析,由於指定溶液中氫原子的物質的量為定值,所以無論溶液中結合氫離子還是失去氫離子,但氫原子總數始終為定值,也就是說結合的氫離子的量和失去氫離子的量相等.
比較鹽溶液中離子濃度間的大小關係.
小結：溶液中的幾個守恆關係
電荷守恆：電解質溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數代數和為零。
物料守恆（原子守恆）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數目不變。
a 一種鹽溶液中各種離子濃度相對大小
①當鹽中陰、陽離子等價時
[不水解離子] ＞[水解的離子] ＞[水解後呈某性的離子（如h+或oh—）] ＞[顯性對應離子如oh—或h+]
例項：ch3coona.
[na+]＞[ch3coo—] ＞[oh—] ＞[h+]
②當鹽中陰、陽離子不等價時。
要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是「幾價分幾步，為主第一步」，例項na2s水解分二步
s2—+h2o hs—+oh—（主要）
hs—+h2o h2s+oh—（次要）
各種離子濃度大小順序為：
[na+]＞[s2—] ＞[oh—] ＞[hs—] ＞[h+]
b 兩種電解質溶液混合後各種離子濃度的相對大小.
①若酸與鹼恰好完全以應，則相當於一種鹽溶液.
②若酸與鹼反應後尚有弱酸或弱鹼剩餘，則一般弱電解質的電離程度＞鹽的水解程度.
⑷．溶液中各種微粒濃度之間的關係
以na2s水溶液為例來研究
①寫出溶液中的各種微粒
陽離子：na+、h+
陰離子：s2—、hs—、oh—
②利用守恆原理列出相關方程.
10電荷守恆：
[na+]+[h+]=2[s2—]+[hs—]+[oh—]
20物料守恆：
na2s=2na++s2—
若s2—已發生部分水解，s原子以三種微粒存在於溶液中。[s2—]、[hs—]，根據s原子守恆及na+的關係可得.
[na+]=2[s2—]+2[hs—]+2[h2s]
高二化學鹽類水解，高二化學鹽類的水解怎樣學好
首先鹽類都是可以由酸鹼中和反應得到的 比如說na2co3可以由鹼naoh和酸h2co3得到這裡naoh是強鹼，h2co3是弱酸，所以它是強鹼弱酸鹽,易水解又比如說nh4cl，可以由鹼nh4oh和酸hcl得到這裡的nh4oh是弱鹼，hcl是強酸，所以它是強酸弱鹼鹽，也易水解三大強酸 硝酸鹽酸硫酸 三大...
高二化學鹽類水解問題求大神指導
1,水解方程是水解的離子搶奪水中的h 或者oh 而不是水搶奪離子的h 因此右邊若是出現了h3o 則很可能是電離而不是水解.2,f h2o hf oh 鹼性 nh4 h2o nh3 h2o h 酸性不水解cu2 2h2o cu oh 2 2h 酸性clo h2o hclo oh 鹼性 s2 2h2o ...
鹽類水解的問題解題技巧
那拉向露蠻立 物質與水發生的複分解反應 由弱酸根或弱鹼離子組成的鹽類的水解有兩種情況 弱酸根與水中的h 結合成弱酸，溶液呈鹼性，如乙酸鈉的水溶液 ch3coo h2o ch3cooh oh 弱鹼離子與水中的oh 結合，溶液呈酸性，如氯化銨水溶液 nh4 h2o nh3 h2o h 生成弱酸 或鹼 的...